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09-08-2017
Estructura de la materia.
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Contenidos
1.- Radiación electromagnética y
espectros atómicos.
1.1. Series espectrales.
2.- Orígenes de la teoría cuántica.
2.1. Hipótesis de Planck.
3.- Modelo atómico de Bohr.
4.- Principios de la mecánica cuántica.
4.1. Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie).
4.2. Principio de incertidumbre (Heisenberg).
4.3. Orbitales atómicos.
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Contenidos
5.- Modelo cuántico para el átomo de
hidrógeno.
5.1. Números cuánticos.
6.- Configuraciones electrónicas.
6.1. Principio de mínima energía (aufbau)
6.2. Regla de Hund.
6.3. Principio de exclusión de Pauli.
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Rayos catódicos.
Modelo de Thomson.

Los rayos catódicos confirmaron la
existencia de electrones en los átomos.
© Grupo ANAYA. S.A. Física y Química 1º de Bachillerato
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Modelo atómico de Thomsom
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Experimento y modelo de
Rutherford.
5
Modelo atómico de Rutherford
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La radiación
electromagnética.

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Una onda electromagnética consiste en la
oscilación de un campo eléctrico y otro
magnético en direcciones perpendiculares,
entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a
la dirección de propagación.
 Viene determinada por su frecuencia “” o
por su longitud de onda “”, relacionadas
entre sí por:
c
 

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Espectro
electromagnético
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
Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas
Tipos de radiaciones
desde muy
electromagnéticas según .
bajas longitu• Rayos 
des de ondas
• Rayos X
• Ondas de radar
(rayos 
• Rayos UV
• Ondas de TV.
• Onda ultracorta
• Radiaci
Radiació
ón visible.
10–12 m) hasta
• Onda corta.
• Rayos IR
• Onda media.
kilómetros
• Onda larga
• Microondas
(ondas de
• Ondas de radio
radio)
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Espectro electromagnético.


© Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
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Espectros atómicos.

Cuando a los elementos en estado gaseoso se les
suministra energía (descarga eléctrica,
calentamiento...) éstos emiten radiaciones de
determinadas longitudes de onda.
 Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un
espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el
conjunto de las mismas es lo que se conoce como
espectro de emisión.
 Igualmente, si una luz continua atraviesa una
sustancia, ésta absorbe unas determinadas
radiaciones que aparecen como rayas negras en el
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fondo continuo (espectro de absorción).
Espectro de emisión
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www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ CAP2/2B/2B1/
Espectro de absorción
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© Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
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Algunos espectros de emisión
Litio
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Potasio
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Series espectrales





Serie Balmer: aparece en la zona visible del
espectro.
Serie Lyman: aparece en la zona
ultravioleta del espectro.
Serie Paschen
Aparecen en la zona
Serie Bracket
infrarroja del espectro
Serie Pfund
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Series espectrales
n=
n=6
n=5
n=4
Pfund
Bracket
n=3
Paschen
n=2
Balmer
E = h · 
n=1
Lyman
SERIES: Lyman Balmer
Paschen Bracket Pfund
Espectro
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UV Visible
Infrarrojo
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Explicación
de las series
espectrales
utilizando el
modelo de
Bohr
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Orígenes de la teoría cuántica.

El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad
de determinadas partículas en la materia.
 Pero tiene algunos inconvenientes:
• No explica los espectros atómicos.
• La no emisión de energía por el giro de los electrones
(se sabía que al girar partículas cargadas, éstas deberían
emitir energía en forma de radiación electromagnética,
lo que conduciría a los electrones a “caer” hacia el
núcleo produciendo un colapso de los átomos).

Iba en contra de la estabilidad de los átomos.
 Igualmente, las líneas espectrales deberían ser
explicadas a partir de una nueva teoría atómica.
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E  h 
Hipótesis de Plank.
Cuantización de la energía.

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El estudio de las rayas espectrales permitió
relacionar la emisión de radiaciones de
determinada “ ” con cambios energéticos
asociados a saltos electrónicos.
 Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es
decir, la energía absorbida o desprendida de los
átomos sería un múltiplo de una cantidad
establecida o “cuanto”.
 Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “”,
la energía desprendida por dicho átomo sería:
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E  h 
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Modelo de Bohr


Según el modelo de Rutherford, los
electrones, al girar alrededor del núcleo,
deberían perder continuamente energía, y en
consecuencia, se precipitarían al núcleo.
Basa su teoría en dos hechos nuevos:
• Aparición del espectro del H.
• Teoría cuántica de Plank.
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Postulados del modelo de Bohr.
“Los electrones sólo pueden girar alrededor del
núcleo en ciertas órbitas permitidas en las que se
cumple que: m x v x r = n x h / 2” en donde
n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal)
 “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten
energía”.
 “Cuando un átomo recibe energía los electrones
pasan a un nivel superior (estado excitado).
Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su
órbita, el átomo emite un fotón correspondiente a
E entre ambos niveles, de frecuencia o longitud
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de onda determinadas (E = h x )”

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Niveles permitidos
Energía
(para el átomo de hidrógeno)
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n=
n=5
n=4
E= 0J
E = –0,87 · 10–19 J
E = –1,36 · 10–19 J
n=3
E = –2,42 · 10–19 J
n=2
E = –5,43 · 10–19 J
n=1
E = –21,76 · 10–19 J
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Espectros de emisión y absorción

Cuando un electrón salta a niveles de mayor
energía (estado excitado) y cae de nuevo a
niveles de menor energía se produce la
emisión de un fotón de una longitud de onda
definida que aparece como una raya concreta
en el espectro de emisión.
 Cuando irradia una sustancia con luz blanca
(radiación electromagnética continua) los
electrones escogen las radiaciones de este
espectro continuo para producir saltos a
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niveles superiores (estado excitado).
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Espectros de emisión y absorción


La radiación electromagnética proveniente de
la luz blanca después de pasar por la sustancia
vemos que le faltan una serie de líneas que
corresponden con saltos electrónicos desde el
estado fundamental al estado excitado. Es lo
que se denomina un espectro de absorción.
Lógicamente las líneas del espectro de
emisión son las que faltan en el de absorción
pues la energía para pasar de un nivel a otro
es la misma suba o baje el electrón.
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© Ed ECIR. Química 2º
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SIMULACIÓN
Átomo en estado excitado
(situación intermedia)
Átomo en estado fundamental
inicial)
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(situación
Átomo en estado fundamental
(situación final)
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Principios básicos de la
mecánica cuántica



Dualidad onda-corpúsculo:
Formulado por De Broglie en 1923.
“Cada partícula lleva asociada una onda”
Principio de incertidumbre:
 Formulado por Heisenberg en 1926.
“Es imposible conocer simultáneamente la
posición y la cantidad de movimiento de
una partícula”:
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Orbitales atómicos.

Los electrones se sitúan en orbitales, los
cuales tienen capacidad para situar dos de
ellos:
 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)
 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–)
 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)
09-08-2017
Y así sucesivamente…
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Orbitales atómicos
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Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
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Modelo mecano-cuántico
(para el átomo de Hidrógeno)

El modelo de Bohr indicaba posición y
velocidad de los electrones (incompatible
con principio de incertidumbre de la
mecánica cuántica).
 Schrödinger (1926) propuso una ecuación
de onda para el electrón del H, en cuyas
soluciones (valores energéticos permitidos)
aparecían precisamente los números
cuánticos n, l y m.
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Postulados del modelo
mecano-cuántico
“Los átomos sólo pueden existir en
determinados niveles energéticos”.
 “El cambio de nivel energético se produce
por absorción o emisión de un fotón de
energía de manera que su frecuencia viene
determinada por: E = h ·”.
 “Los niveles energéticos permitidos para un
átomo vienen determinados por los valores
de los números cuánticos”.
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
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Números cuánticos.


Cada electrón viene determinado por 4
números cuánticos: n, l, m y s (los tres
primeros determinan cada orbital, y el
cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno
de los dos e– que componen el mismo).
Los valores de éstos son los siguientes:
• n = 1, 2, 3, 4, ...
• l = 0, 1, 2, ... (n – 1)
• m = – l, ... , 0, ... l
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• s=+½,-½
(nº de capa)
(tipo de orbital)
(orientación orbital)
(spín)
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1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
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n
1
2
2
3
3
3
4
4
4
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
m
0
0
–1,0,1
0
–1,0,1
–2, –1,0,1,2
0
–1,0,1
–2, –1,0,1,2
–3,–2, –1,0,1,2,3
s
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
Ejemplo: a) Establezca cuáles de las
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siguientes series de números cuánticos serían
posibles y cuáles imposibles para especificar el
estado de un electrón; b) diga en que tipo de orbital
atómico estarían situados los que son posibles






Series
I
II
III
IV
V
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n
0
1
1
2
2
l
0
1
0
1
1
m
0
0
0
–2
–1
s
+½
+½
–½
+½
+½





Imposible. (n < 1)
Imposible. (l = n)
Posible. Orbital “1 s”
Imposible (m  -1,0,1)
Posible. Orbital “2 p”
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Colocación de electrones en un
diagrama de energía.
Se siguen los siguientes principios:
 Principio de mínima energía (aufbau)
 Principio de máxima multiplicidad (regla
de Hund)
 Una vez colocados se cumple el principio
de exclusión de Pauli.
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Principio de mínima energía
(aufbau)



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Los electrones se colocan siguiendo el
criterio de mínima energía.
Es decir se rellenan primero los niveles con
menor energía.
No se rellenan niveles superiores hasta que
no estén completos los niveles inferiores.
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Principio de máxima
multiplicidad (regla de Hund)


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Cuando un nivel electrónico tenga varios
orbitales con la misma energía, los
electrones se van colocando desapareados
en ese nivel electrónico.
No se coloca un segundo electrón en uno de
dichos orbitales hasta que todos los
orbitales de dicho nivel isoenergético están
semiocupados.
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Principio de exclusión de Pauli.

“No puede haber dos electrones con los
cuatro números cuánticos iguales”
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